Curso introductorio · Módulo de Química · Tema 5
Soluciones y concentración
Todo el contenido de las 27 diapositivas explicado desde cero, y los 9 problemas de la clase resueltos paso a paso: qué te piden, de dónde sale cada dato, qué fórmula usar y dónde están las trampas.
Lo básico: las palabras y abreviaturas de la clase
Este tema trata de las mezclas: cómo se llaman sus partes y cómo se mide cuánto soluto tienen. La mitad de la clase son problemas con números, y en ellos el profesor abrevia casi todo («sto», «sción», «Peq»…). Si no sabes qué significa cada abreviatura, no hay forma de entender los problemas; por eso empezamos por aquí.
=Mezcla homogénea
Se ve uniforme: una sola fase en la que no distingues sus partes. Ejemplos: agua con sal, aire, alcohol en agua. Las soluciones son siempre mezclas homogéneas.
≠Mezcla heterogénea
Se distinguen las partes a simple vista: agua con arena, agua con aceite. No son soluciones.
Las tres palabras del tema
| Palabra | Qué es | En el agua con sal |
|---|---|---|
| Soluto | Lo que se disuelve. Está en menor cantidad. | La sal |
| Solvente (o disolvente) | Lo que disuelve. Está en mayor cantidad. | El agua |
| Solución (o disolución) | La mezcla completa: soluto + solvente. | El agua salada |
★La cuenta más importante de todo el tema
masa de solución = masa de soluto + masa de solvente. La vas a usar en los problemas 1, 2 y 9. Si conoces dos de esas masas, la tercera sale sumando o restando.
Las abreviaturas de las diapositivas
| Abreviatura | Significa |
|---|---|
| sto | soluto |
| svte | solvente |
| sción · scion | solución |
| g · gr | gramos (el símbolo correcto es g) |
| kg | kilogramos: 1 kg = 1000 g |
| L · Lt · l | litros (el símbolo correcto es L) |
| mL · ml | mililitros: 1 L = 1000 mL |
| PA | peso atómico: lo que pesa un mol de átomos de un elemento, en g/mol (sale de la tabla periódica) |
| PM | peso molecular (también «masa molecular» o «masa molar»): la suma de los PA de la fórmula, en g/mol |
| mol · moles | la unidad con la que los químicos cuentan partículas |
| Eq · eq | equivalentes |
| Peq · P eq | peso equivalente, en g/eq |
| M | molaridad (se lee «molar») |
| N | normalidad (se lee «normal») |
| m | molalidad (se lee «molal»). ¡Es una m minúscula! |
| X | fracción molar |
| D · d | densidad, en g/mL |
| p · m · v | peso · masa · volumen |
★Peso y masa: aquí son lo mismo
En estos problemas «peso» y «masa» significan lo mismo. Por eso % p/p = % m/m y % p/v = % m/v, y «peso molecular» = «masa molecular». Las diapositivas usan las dos formas; no te confundas.
,Coma o punto decimal
Valen lo mismo: 0,75 = 0.75. Las diapositivas mezclan los dos. En esta guía se usa la coma.
!La masa siempre se suma; el volumen, no siempre (extra)
Si mezclas 50 mL de alcohol con 50 mL de agua no obtienes 100 mL, sino un poco menos (unos 96–97 mL): las moléculas se acomodan entre sí. Las masas, en cambio, siempre se suman. Por eso, cuando un problema necesita pasar del volumen de una solución a su masa, te da la densidad (problema 9).
¿Qué es una solución?
iDefinición de la clase
Soluciones: mezclas homogéneas de dos o más sustancias, compuestas por soluto y solvente, en donde el solvente es el que se encuentra en mayor cantidad.
La diapositiva escribe «solvene»: es solvente.
Tipos de soluciones (diapositiva 3)
Se clasifican según el estado (gas, líquido o sólido) del soluto y del solvente:
| Solución | Soluto | Solvente | Ejemplo |
|---|---|---|---|
| Gaseosa | Gas | Gas | Aire: N2 + O2 + GN + CO2 + H2O + H2GN = gases nobles (argón, neón, helio…). El solvente es el N2, que forma el 78 % del aire. |
| Líquida | Líquido | Líquido | Alcohol en agua |
| Líquida | Gas | Líquido | O2 en H2O; gaseosasEl oxígeno disuelto en el agua es el que respiran los peces. «Gaseosas» son los refrescos: CO2 disuelto en agua. |
| Líquida | Sólido | Líquido | NaCl en H2O (agua con sal) |
| Sólida | Sólido | Sólido | Bronce (estaño + cobre)Es una aleación. El cobre es el solvente (hay mucho más) y el estaño, el soluto. |
★El estado de la solución lo decide el solvente
Mira la tabla: cuando el solvente es líquido, la solución es líquida, aunque el soluto sea un gas (el O2) o un sólido (la sal).
+En Odontología
- El suero fisiológico (NaCl al 0,9 % en agua) es una solución de sólido en líquido. Se usa para irrigar y lavar zonas operadas.
- Muchas aleaciones metálicas, como el bronce, son soluciones sólidas. En odontología se usan aleaciones, por ejemplo, en coronas metálicas y en alambres de ortodoncia.
Concentración de una solución
iDefinición de la clase
Concentración: cantidad de un soluto que se encuentra disuelto en una cantidad dada de solvente o de solución.
En palabras simples, la concentración dice qué tan cargada está una solución. Es como el café: con la misma cucharada, una taza pequeña queda más cargada (más concentrada) que una grande. Por eso la concentración siempre compara dos cantidades: cuánto soluto hay y en cuánta solución (o cuánto solvente) está.
Permanganato de potasio · KMnO₄De izquierda a derecha, cada vez más concentrado
Soluciones diluidasCon poco soluto, el color casi no se ve
Concentrada y diluidaLa X tiene más soluto que la YSe puede medir de dos formas (diapositiva 4)
1Unidades físicas
- Usan lo que mides directamente: gramos (con la balanza) o mililitros (con un cilindro).
- Se expresan en porcentaje: cantidad de soluto en 100 unidades de solución.
- Son tres: % p/p, % p/v y % v/v.
2Unidades químicas
- El soluto se cuenta en moles o en sus derivados (los equivalentes).
- El solvente o la solución se mide por volumen (litros) o por masa (kg).
- Son cuatro: molaridad (M), normalidad (N), molalidad (m) y fracción molar (X).
!Aclaración de la diapositiva 4
Dice que las unidades físicas «se miden en peso». Es así en el % p/p y el % p/v, pero el % v/v se mide en volumen. La idea correcta: las unidades físicas usan gramos o mililitros, nunca moles.
★La gran diferencia a la hora de resolver problemas
En los problemas de unidades físicas (%) no necesitas la fórmula química ni el peso molecular: solo gramos y mililitros. En los de unidades químicas casi siempre necesitas el peso molecular (PM) para pasar de gramos a moles.
Clasificación de las soluciones según su concentración (diapositiva 5)
| Tipo | Qué significa |
|---|---|
| Diluida | Tiene poco soluto para la cantidad de solvente. |
| Concentrada | Tiene mucho soluto, pero todavía se puede disolver más. |
| Saturada | Tiene el máximo de soluto que se puede disolver a esa temperatura. Si agregas más, ya no se disuelve: se va al fondo. Las flechas ⇅ del dibujo indican que el soluto del fondo y el disuelto se intercambian todo el tiempo a la misma velocidad: están en equilibrio. |
| Sobresaturada(extra, no está en la diapositiva) | Tiene más soluto que el máximo. Se logra calentando y enfriando con cuidado. Es inestable: con un golpe o un cristalito, el exceso se separa de golpe. |
★Dos son comparaciones y una es un límite
«Diluida» y «concentrada» son comparaciones: no hay un número exacto que las separe. «Saturada» sí tiene un límite fijo: la solubilidad.
iSolubilidad (extra)
Es la máxima cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad de solvente a una temperatura. En 100 g de agua a 20 °C se disuelven unos 36 g de sal: si pones 40 g, sobran 4 g en el fondo. En la mayoría de los sólidos la solubilidad sube con la temperatura (el azúcar se disuelve mejor en café caliente); en los gases baja (una gaseosa caliente pierde el gas más rápido).
+En Odontología
La saliva normalmente está sobresaturada de calcio y fosfato con respecto al esmalte. Por eso ayuda a remineralizar las lesiones iniciales de caries, y por eso esos minerales pueden precipitar sobre la placa y formar el sarro (cálculo dental). Cuando el pH de la boca baja de aproximadamente 5,5 (el «pH crítico»), la saliva deja de estar sobresaturada y el esmalte empieza a disolverse.
Unidades físicas de concentración
Las tres son porcentajes: dicen cuánto soluto hay en 100 partes de solución. Lo único que cambia es si esas cantidades se miden en gramos o en mililitros.
% Peso / Peso (% p/p, también % m/m)
Gramos de soluto disueltos en 100 g de solución.
Ejemplo: una solución al 12 % p/p tiene 12 g de soluto en cada 100 g de solución, es decir, 12 g de soluto + 88 g de solvente. Aparece en: problemas 1, 2 y 9.
% Peso / Volumen (% p/v, también % m/v)
Gramos de soluto disueltos en 100 mL de solución.
Ejemplo: el suero fisiológico al 0,9 % p/v tiene 0,9 g de NaCl en cada 100 mL de suero. Aparece en: problemas 3 y 9.
% Volumen / Volumen (% v/v)
Mililitros de soluto disueltos en 100 mL de solución. Se usa cuando el soluto y el solvente son líquidos.
Ejemplo: el alcohol al 70 % v/v tiene 70 mL de alcohol puro en cada 100 mL. Aparece en: ningún problema de la clase; hay uno de práctica al final de la guía.
★Lee las letras
La p (o la m) va con gramos y la v va con mililitros. «p/v» = gramos arriba, mililitros abajo. Y el × 100 está porque es un porcentaje.
!El 100 es de solución, no de solvente
Una solución al 12 % p/p no es «12 g de soluto en 100 g de agua». Es 12 g de soluto en 100 g de solución = 12 g de soluto + 88 g de agua. Este es el error más común en los problemas.
+En Odontología
- La lidocaína de los cartuchos de anestesia dental viene al 2 % (p/v): 2 g en 100 mL, o sea, 20 mg en cada mL. Un cartucho de 1,8 mL trae 36 mg.
- La clorhexidina de los enjuagues bucales viene al 0,12 %, y el hipoclorito de sodio para irrigar conductos se usa entre el 0,5 % y el 5,25 %.
Unidades químicas de concentración
Aquí el soluto ya no se cuenta en gramos sino en moles o en equivalentes. Primero, qué es un mol; después, las dos fórmulas de la diapositiva 7.
iEl mol en 30 segundos
Un mol es un paquete con un número fijo de partículas: 6,022 × 1023 (el número de Avogadro), igual que una docena siempre son 12. Lo útil para los problemas: 1 mol de una sustancia pesa, en gramos, lo mismo que su peso molecular (PM). Por ejemplo, el PM del NaCl es 58,5 g/mol, así que 1 mol de NaCl pesa 58,5 g.
Molaridad (M)
Unidad: mol/L, que se lee «molar». Ejemplo: una solución 1 M de NaCl tiene 1 mol (58,5 g) de NaCl en cada litro de solución.
Normalidad (N)
Unidad: eq/L, que se lee «normal». Ejemplo: una solución 1 N tiene 1 equivalente de soluto en cada litro de solución.
¿Qué es un equivalente?
Los moles cuentan moléculas. Los equivalentes cuentan las «manos» con las que cada molécula reacciona: un ácido reacciona con sus H+, una base con sus OH− y una sal con sus cargas. Por ejemplo, un H2SO4 tiene 2 H+ que soltar, así que 1 mol de H2SO4 son 2 equivalentes. Por eso el peso equivalente es el PM dividido entre ese número de «manos», al que llamamos n: es lo que pesa un equivalente.
| Si el soluto es… | n es… | Ejemplo de la diapositiva 7 |
|---|---|---|
| un ácido | el número de H+ que suelta | H2SO4: n = 2 |
| una base | el número de OH− | NaOH: n = 1 |
| una sal | el número de cargas positivas (que es igual al de negativas) | NaCl → Na+ + Cl−: n = 1 |
La tabla de la diapositiva 8
Muestra en qué se separa cada compuesto al disolverse en agua y cuál es su n:
| Tipo | Compuesto | Al disolverse en agua | n |
|---|---|---|---|
| Ácidos | HCl | H+ + Cl− | 1 |
| H2SO4 | 2 H+ + SO42− corregidoLa diapositiva escribe «SO4-2-», con un signo de más. | 2 | |
| H3PO4 | 3 H+ + PO43− | 3 | |
| HNO3 | H+ + NO3− | 1 | |
| Bases | NaOH | Na+ + OH− | 1 |
| Ca(OH)2 | Ca2+ + 2 OH− | 2 | |
| Al(OH)3 | Al3+ + 3 OH− | 3 | |
| Sales | NaCl | Na+ + Cl− | 1 |
| MgSO4 | Mg2+ + SO42− | 2 |
?La pregunta de la diapositiva 7: MgCl2 → ?
MgCl2 → Mg2+ + 2 Cl−. Hay 2 cargas positivas (las del Mg2+) y 2 negativas (una por cada Cl−). Positivas = negativas = 2, así que n = 2. Su peso equivalente es 95 ÷ 2 = 47,5 g/eq (el PM del MgCl2 es 24 + 2 × 35,5 = 95 g/mol).
★Cómo contar las cargas de una sal
Carga del catión × cuántos cationes hay. Ejemplo del Tema 3: Fe2(SO4)3 → 2 Fe3+ + 3 SO42−: 2 × 3 = 6 positivas (y 3 × 2 = 6 negativas), así que n = 6. (extra)
=Normalidad y molaridad: N = n × M
Cada mol aporta n equivalentes, así que la normalidad es n veces la molaridad. Si n = 1 (HCl, NaOH, NaCl), N y M son iguales. En el H3PO4 (n = 3), N = 3 × M: es lo que escribe la diapositiva 20, «N/M = 3».
!Una aclaración para más adelante (extra)
En química más avanzada, el n depende de la reacción: el H3PO4, por ejemplo, no siempre suelta sus 3 H+. En este curso se usa el número total de H+, de OH− o de cargas, como en la tabla de la diapositiva 8.
Otras unidades químicas menos utilizadas
Molalidad (m)
Unidad: mol/kg, que se lee «molal». Se escribe con m minúscula para no confundirla con la molaridad (M). corregido
Fracción molar (X)
Es la parte de todos los moles que le toca al soluto (o al solvente, si pones sus moles arriba). No tiene unidades, siempre está entre 0 y 1, y Xsoluto + Xsolvente = 1.
La diapositiva la escribe en una sola línea. Así escrita, el denominador completo va entre paréntesis: moles sto ÷ (moles sto + moles svte).
!Error en la diapositiva 9
Dice «molalidad: moles de sto / Kg de solución». Lo correcto es kg de solvente. La misma clase lo usa bien en la diapositiva 26 (problema 9): allí divide entre los 850 g de agua y no entre los 1150 g de solución.
| Molaridad (M) | Molalidad (m) | |
|---|---|---|
| Arriba | moles de soluto | moles de soluto |
| Abajo | litros de solución | kilogramos de solvente |
| Se mide con | volumen | masa |
| ¿Cambia con la temperatura? (extra) | Sí: al calentar, el líquido se dilata y el volumen aumenta | No: la masa no cambia al calentar |
★Truco para no confundirlas
La R de molaRidad va con litRos de solución. La L de molaLidad va con kiLos de soLvente.
Milimolar, micromolar y compañía
En biología y en farmacología las concentraciones suelen ser muy pequeñas, así que la molaridad se expresa con prefijos. Cada escalón es 1000 veces más pequeño que el anterior.
| Unidad | Símbolo | Equivale a | Escrito completo |
|---|---|---|---|
| milimolar | mM | 10−3 M | 0,001 M |
| micromolar | µM | 10−6 M | 0,000001 M |
| nanomolar | nM | 10−9 M | 0,000000001 M |
| picomolar | pM | 10−12 M | una billonésima de molar |
| femtomolar | fM | 10−15 M | una milbillonésima de molar |
★Cómo convertir
Para bajar un escalón (de M a mM) multiplica por 1000, o sea, corre la coma 3 lugares a la derecha. Para subir (de mM a M), divide entre 1000.
- 0,064 M = 64 mM (el resultado del problema 4).
- El suero fisiológico es 0,154 M = 154 mM.
- La glucosa en sangre en ayunas ronda los 3,9–5,5 mM (70–100 mg/dL). (extra)
!Error de símbolos en la diapositiva 10
Escribe «mm», «um», «nm», «pm» y «fm». Con la m minúscula son unidades de longitud (milímetro, nanómetro…). Los símbolos de concentración llevan la M mayúscula de molar: mM, µM, nM, pM y fM. La «µ» es la letra griega mu; «um» es como se escribe cuando no se tiene esa letra.
Kit para resolver cualquier problema
Todos los problemas de la clase usan las mismas pocas herramientas. Si las dominas, cada problema es solo cuestión de juntarlas en el orden correcto.
1 · Los pesos atómicos (PA) que usa el profesor
Salen de la tabla periódica, redondeados. Son los mismos de las diapositivas: H = 1, P = 31 y O = 16 en la 25; Cl = 35,5 en la 19. En el examen normalmente te los dan o puedes usar la tabla periódica.
2 · Cómo sacar el peso molecular (PM)
El PM es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos de la fórmula. Cada PA se multiplica por su subíndice (cuántas veces aparece ese átomo). Así lo hace el profesor en la diapositiva 25. Estos son los PM de todos los problemas:
NaCl · problema 4
| Na | 23 × 1 | = 23 |
| Cl | 35,5 × 1 | = 35,5 |
| PM | = 58,5 g/mol |
HCl · problema 5
| H | 1 × 1 | = 1 |
| Cl | 35,5 × 1 | = 35,5 |
| PM | = 36,5 g/mol |
H3PO4 · problemas 6, 7 y 9
| H | 1 × 3 | = 3 |
| P | 31 × 1 | = 31 |
| O | 16 × 4 | = 64 |
| PM | = 98 g/mol |
CuSO4·5H2O · problema 8
| Cu | 63,5 × 1 | = 63,5 |
| S | 32 × 1 | = 32 |
| O | 16 × 4 | = 64 |
| 5 H2O | 18 × 5 | = 90 |
| PM | = 249,5 g/mol |
El «·5H2O» son 5 moléculas de agua pegadas al cristal. Cada H2O pesa 2 × 1 + 16 = 18, y se suman al PM.
★El paréntesis multiplica todo lo de adentro
En Ca(OH)2 hay 2 O y 2 H: PM = 40 + 2 × (16 + 1) = 74 g/mol.
3 · Los triángulos: tres fórmulas en una
Casi todas las fórmulas del tema tienen la forma «A = B × C». Con un triángulo no hace falta aprender las tres versiones de cada una: tapa con el dedo lo que buscas. Si lo que queda son dos casillas de abajo, multiplícalas; si queda una arriba y una abajo, divide la de arriba entre la de abajo.
gramos = moles × PM
moles = gramos ÷ PM
moles = M × litros
M = moles ÷ litros
gramos = eq × Peq
eq = gramos ÷ Peq
eq = N × litros
N = eq ÷ litros
masa = d × volumen
d = masa ÷ volumen
4 · Los «datos escondidos» de cada unidad
Esta es la clave para saber de dónde sale cada número de las reglas de tres de las diapositivas. Cada concentración trae un dato que no está escrito: el «100», el «1 litro» o el «1 mL» de su propia definición.
| Si el problema dice… | Significa… | Fila de arriba de la regla de tres |
|---|---|---|
| 12 % p/p (m/m) | 12 g de soluto en cada 100 g de solución | 12 g sto → 100 g sción |
| 18 % p/v (m/v) | 18 g de soluto en cada 100 mL de solución | 18 g sto → 100 mL sción |
| 70 % v/v | 70 mL de soluto en cada 100 mL de solución | 70 mL sto → 100 mL sción |
| 0,200 M | 0,200 moles de soluto en cada litro de solución | 0,200 mol → 1000 mL sción |
| 4 N | 4 equivalentes en cada litro de solución | 4 eq → 1000 mL sción |
| 3,6 m (molal) | 3,6 moles de soluto por cada kg de solvente | 3,6 mol → 1 kg svte |
| d = 1,15 g/mL | cada mL de solución pesa 1,15 g | 1,15 g → 1 mL sción |
| PM = 98 g/mol | 1 mol pesa 98 g | 98 g → 1 mol |
| Peq = 32,67 g/eq | 1 equivalente pesa 32,67 g | 32,67 g → 1 eq |
5 · La regla de tres, paso a paso
Sirve cuando conoces una relación (el dato escondido) y quieres saber cuánto le toca a otra cantidad. Ejemplo del problema 2: una solución al 12 % tiene 12 g de soluto en cada 100 g; ¿cuánto soluto hay en 80 g?
- Arma las dos filas. Arriba va la relación que ya conoces (el dato escondido). Abajo va tu caso, con una X donde está lo que buscas.
- Revisa las columnas. Cada columna tiene que llevar la misma cosa y la misma unidad: a la izquierda, gramos de soluto; a la derecha, gramos de solución. Si una columna mezcla unidades (mL con L, por ejemplo), conviértelas antes.
- Multiplica en cruz y divide. Multiplica los dos números de la diagonal donde no está la X (12 y 80) y divide entre el número que está en diagonal con la X (100): X = 80 × 12100 = 9,6 g.
- Pregúntate si tiene sentido. 80 g es un poco menos que 100 g, así que el soluto tiene que ser un poco menos que 12 g. 9,6 g ✓.
6 · Pasar de una unidad a otra
| Quieres pasar… | Haz esto | Ejemplos de la clase |
|---|---|---|
| mL → L | ÷ 1000 | 200 mL = 0,2 L (problema 4) · 20 mL = 0,020 L (5) · 135 mL = 0,135 L (6) · 250 mL = 0,250 L (7) |
| L → mL | × 1000 | 1 L = 1000 mL (problema 9) |
| g → kg | ÷ 1000 | 850 g = 0,850 kg (problema 9) |
| g → mg | × 1000 | 0,146 g = 146 mg (problema 5) |
| volumen de solución → masa de solución | × densidad | 1000 mL × 1,15 g/mL = 1150 g (problema 9) |
| masa de solución → masa de solvente | − masa de soluto | 1150 g − 300 g = 850 g (problema 9) |
★Dividir entre 1000 sin calculadora
Corre la coma 3 lugares a la izquierda: 135 → 0,135; 20 → 0,020; 850 → 0,850. Para multiplicar por 1000, córrela 3 lugares a la derecha.
7 · El método para cualquier problema
- Lee dos veces y marca lo que te piden, con su unidad: ¿un %, M, N, m, gramos, un volumen?
- Haz la lista de datos: cada número con su unidad y lo que es (¿soluto, solvente o solución?). Anota también los datos escondidos de las concentraciones que te den.
- Escribe la fórmula de lo que te piden y marca qué te falta para usarla.
- Calcula lo que falta: el PM, los moles, los equivalentes, pasar mL a L, la masa con la densidad…
- Sustituye con las unidades, calcula y revisa si el resultado tiene sentido.
8 · ¿Qué fórmula uso?
| Te piden… | Pistas en el enunciado | Fórmula | Vas a necesitar |
|---|---|---|---|
| % p/p (% m/m) | «% p/p», «% m/m», gramos de solución | g sto ÷ g sción × 100 | dos masas |
| % p/v (% m/v) | «% p/v», «% m/v», gramos y mL | g sto ÷ mL sción × 100 | masa de soluto y volumen de solución |
| % v/v | dos líquidos, mL y mL | mL sto ÷ mL sción × 100 | dos volúmenes |
| Molaridad (M) | «molar», «concentración molar», «M» | moles sto ÷ L sción | PM y el volumen en litros |
| Normalidad (N) | «normalidad», «N», «equivalentes» | eq sto ÷ L sción | PM, n y el volumen en litros |
| Molalidad (m) | «molalidad», «molal», kg de solvente | moles sto ÷ kg svte | PM y la masa de solvente |
| Fracción molar (X) | «fracción molar» | moles sto ÷ (moles sto + moles svte) | los moles de los dos |
≈Cómo redondear
Redondea al final, con 2 o 3 decimales. Si la cifra siguiente es 5 o más, sube: 6,666… → 6,67; 138,888… → 138,9. Las diapositivas a veces cortan en vez de redondear (6,66 y 138,8); en el examen redondea bien. Si redondeas en los pasos intermedios, el último decimal puede variar un poco: no es un error grave.
9 · El mapa de todo el tema
Problemas de unidades físicas
La diapositiva 11 abre la sección «Problemas de soluciones» y la 12 anuncia los de unidades físicas: % p/p, % v/v y % p/v. En la clase hay tres (ninguno de % v/v; hay uno de práctica al final de la guía).
iCómo leer los problemas de esta guía: el código de colores
En cada enunciado, cada dato tiene el color de lo que es. Ese mismo color se repite en la tabla de datos y en las cuentas, para que siempre sepas de dónde salió cada número.
Sulfato cúprico en 150 g de solución
EnunciadoSi se disuelven 10 gramos de sulfato cúprico en 150 gr. de solución, indique cuál será la concentración en % p/p de esta solución.
1 · ¿Qué me piden?
El % p/p: cuántos gramos de soluto hay en cada 100 g de solución. Como es una unidad física (un porcentaje), no necesito el PM del sulfato cúprico (CuSO4, como viste en el Tema 3): solo las masas.
2 · Los datos y de dónde sale cada uno
| Dato | Valor | ¿De dónde sale? |
|---|---|---|
| Masa de soluto | 10 g | Del enunciado: «se disuelven 10 gramos de sulfato cúprico». Es el soluto porque es lo que se disuelve. |
| Masa de solución | 150 g | Del enunciado: «en 150 gr. de solución». Dice solución, no agua: esos 150 g ya incluyen los 10 g de soluto. |
| Masa de solvente | 140 g | No hace falta para el cálculo, pero ayuda a entender: 150 − 10 = 140 g de agua. |
3 · La fórmula
4 · Paso a paso
- Revisa que las dos masas estén en la misma unidad: 10 g y 150 g, las dos en gramos ✓.
- Sustituye en la fórmula: % p/p = 10 g150 g × 100
- Divide primero: 10 ÷ 150 = 0,0667. Los gramos se cancelan (g ÷ g), por eso el resultado no tiene unidad: es un porcentaje.
- Multiplica por 100: 0,0667 × 100 = 6,67 %.
✓Compruébalo
El 6,67 % de 150 g tiene que dar el soluto: 150 × 6,67 ÷ 100 = 10 g ✓.
!La trampa
Si dijera «10 g en 150 g de agua», la solución pesaría 10 + 150 = 160 g y el resultado sería 10 ÷ 160 × 100 = 6,25 %. Lee siempre si te dan la masa de la solución o la del solvente.
Agregarle soluto a una solución de KNO3
EnunciadoSe disponen de 80 gramos de solución de KNO3 al 12 % m/m; si se agregan 6 gramos de KNO3, ¿cuál será el nuevo % m/m de la solución?
1 · ¿Qué me piden?
El % m/m (que es lo mismo que el % p/p) después de agregar 6 g más de soluto. Para eso necesito dos cosas: cuánto soluto habrá en total y cuánto pesará la solución al final. El problema no dice cuánto soluto había al principio: eso hay que sacarlo del 12 %.
2 · Los datos y de dónde sale cada uno
| Dato | Valor | ¿De dónde sale? |
|---|---|---|
| Masa de solución inicial | 80 g | Del enunciado: «80 gramos de solución». |
| Concentración inicial | 12 % m/m | Del enunciado. Dato escondido: 12 g de soluto en cada 100 g de solución. |
| Soluto que se agrega | 6 g | Del enunciado: «se agregan 6 gramos de KNO3». Es soluto porque es el mismo compuesto que ya estaba disuelto (KNO3, nitrato de potasio). |
| Soluto inicial | 9,6 g | No lo dan: se calcula en el paso 1 con el 12 %. |
| Agua | 70,4 g | 80 − 9,6. No cambia en todo el problema, porque solo se agrega soluto. |
3 · El plan
Primero, con el 12 %, saco cuánto soluto había. Después sumo los 6 g al soluto y también a la solución. Por último calculo el nuevo %.
4 · Paso a paso
Paso 1. ¿Cuánto soluto había? Es la regla de tres de la diapositiva:
Fila de arriba: el dato escondido del 12 %. Fila de abajo: mi solución de 80 g.
Otra forma: el 12 % de 80 es 0,12 × 80 = 9,6 g. El resto es agua: 80 − 9,6 = 70,4 g.
Paso 2. Agrego los 6 g.
- Soluto nuevo: 9,6 + 6 = 15,6 g.
- Solución nueva: 80 + 6 = 86 g. ¡La solución también aumenta! Los 6 g pasan a formar parte de ella.
- El agua no cambia: sigue en 70,4 g. Comprobación: 15,6 + 70,4 = 86 ✓.
Paso 3. El nuevo %, tal como lo escribe la diapositiva:
✓Compruébalo
Agregaste soluto, así que la concentración tenía que subir: pasó de 12 % a 18,14 % ✓.
!La trampa
Sumar los 6 g arriba y olvidar sumarlos abajo: 15,6 ÷ 80 × 100 = 19,5 % ✗. Lo que agregas a una solución se suma al soluto y a la solución.
¿Cuánta solución al 18 % sale con 25 g?
EnunciadoDetermine el volumen de solución 18 % m/v que se puede preparar con 25 g de soluto y suficiente agua.
1 · ¿Qué me piden?
El volumen de solución (en mL) que puedo preparar con 25 g de soluto para que la concentración quede en 18 % m/v. Aquí lo que no conozco es el volumen, no el %.
2 · Los datos y de dónde sale cada uno
| Dato | Valor | ¿De dónde sale? |
|---|---|---|
| Concentración | 18 % m/v | Del enunciado. Dato escondido: 18 g de soluto en cada 100 mL de solución. |
| Masa de soluto | 25 g | Del enunciado: «con 25 g de soluto». |
| «Suficiente agua» | — | No es un número. Significa que agregas agua hasta completar el volumen que vas a calcular. |
3 · Paso a paso
La regla de tres de la diapositiva:
Fila de arriba: el dato escondido del 18 %. Fila de abajo: mis 25 g.
Se multiplican los dos números de la diagonal sin X (25 y 100) y se divide entre el que está en diagonal con la X (18).
★Otra forma: despejar la fórmula
% m/v = g de solutomL de solución × 100. Como lo que busco (los mL) está abajo, pasa a multiplicar al otro lado y el % pasa a dividir:
i¿Qué significa en el laboratorio?
Pesas los 25 g, los pones en un recipiente con marca de volumen (un balón aforado) y agregas agua hasta que el total llegue a 138,9 mL. No agregas 138,9 mL de agua: ese es el volumen de la solución completa, con el soluto incluido.
✓Compruébalo
25 ÷ 138,9 × 100 = 18,0 % ✓. Además, como 25 g es más que 18 g, hace falta más de 100 mL ✓.
!La trampa
Armar la regla de tres al revés: 18 × 100 ÷ 25 = 72 mL ✗. Pista: si tienes más soluto, necesitas más volumen para que quede igual de concentrado.
Problemas de unidades químicas
Molaridad y normalidad. Aquí siempre vas a necesitar el PM (y para la normalidad, también el n). Ten a mano los triángulos y el mapa del kit.
Molaridad de 0,75 g de NaCl en 200 mL
EnunciadoCalcule la concentración molar de una solución que se obtiene diluyendo 0,75 g de NaCl a un volumen final de 200 mL.
1 · ¿Qué me piden?
La molaridad (M): cuántos moles de NaCl hay en cada litro de solución. «Diluir a un volumen final de 200 mL» significa disolver la sal y agregar agua hasta completar 200 mL de solución.
2 · Los datos y de dónde sale cada uno
| Dato | Valor | ¿De dónde sale? |
|---|---|---|
| Masa de soluto | 0,75 g | Del enunciado: «0,75 g de NaCl». |
| Volumen de solución | 200 mL | Del enunciado: «volumen final de 200 mL». Es el volumen de la solución ya terminada. |
| PM del NaCl | 58,5 g/mol | No está en el enunciado: se calcula con la tabla periódica, Na 23 + Cl 35,5 (ver el kit). |
| Litros de solución | 0,2 L | 200 mL ÷ 1000. |
3 · La fórmula y el plan
No tengo ninguna de las dos cosas lista: tengo gramos (no moles) y mililitros (no litros). Plan: gramos → moles (÷ PM) y mililitros → litros (÷ 1000). Después, divido.
4 · Paso a paso
- PM del NaCl: 23 + 35,5 = 58,5 g/mol.
- Moles de NaCl (diapositiva: «N° de moles = g/PM»): moles = 0,75 g58,5 g/mol = 0,0128 mol. Las unidades: g ÷ (g/mol) = mol.
- Volumen en litros: 200 mL ÷ 1000 = 0,2 L.
- Molaridad: M = 0,0128 mol0,2 L = 0,064 mol/L = 0,064 M.
!Aclaración: ¿por qué la diapositiva da 0,065 M?
La diapositiva usa PM = 58 g/mol (redondeó el 58,5 hacia abajo) y además redondea los moles a 0,013; por eso llega a 0,013 ÷ 0,2 = 0,065 M. El procedimiento es el mismo. Con el PM completo (Na 23 + Cl 35,5 = 58,5; el Cl = 35,5 es el mismo valor que usa el profesor en el problema 5), el resultado es 0,064 M. En el examen usa el PM que te den; si te toca calcularlo, usa 58,5.
✓Compruébalo
0,75 g en 0,2 L son 3,75 g por litro. Una solución 1 M tendría 58,5 g por litro. 3,75 ÷ 58,5 = 0,064 ✓.
!La trampa
Dividir entre 200 (los mL) en vez de entre 0,2 (los L): 0,0128 ÷ 200 = 0,000064 ✗. La molaridad siempre va con litros.
Gramos de HCl en 20 mL de solución 0,200 M
Enunciado¿Cuál es la masa en gramos de HCl que hay en 20 mL de solución 0,200 M?
1 · ¿Qué me piden?
Los gramos de HCl (el soluto) que hay en esos 20 mL. Es el camino contrario al del problema 4: aquí me dan la molaridad y me piden los gramos.
2 · Los datos y de dónde sale cada uno
| Dato | Valor | ¿De dónde sale? |
|---|---|---|
| Volumen de solución | 20 mL | Del enunciado: «20 mL de solución». |
| Molaridad | 0,200 M | Del enunciado. Dato escondido: 0,200 moles de HCl en cada 1 L (1000 mL) de solución. |
| PM del HCl | 36,5 g/mol | Tabla periódica: H 1 + Cl 35,5 (lo calcula la diapositiva 19). |
| Moles de HCl | 0,004 mol | Se calculan en el paso 1. |
3 · El plan
Molaridad y volumen → moles → gramos.
4 · Paso a paso
Paso 1. ¿Cuántos moles hay en 20 mL? La regla de tres de la diapositiva 18:
Fila de arriba: el dato escondido de 0,200 M (1 L = 1000 mL). Fila de abajo: mis 20 mL.
«4 × 10−3» es 0,004 escrito en notación científica: el −3 indica que la coma se corre 3 lugares a la izquierda. Otra forma de sacarlo, con el triángulo de molaridad: moles = M × L = 0,200 × 0,020 = 0,004 mol.
Paso 2. Paso los moles a gramos (diapositiva 19). La fórmula «número de moles = masa ÷ masa molecular», despejada, queda masa = número de moles × masa molecular.
- Masa molecular del HCl: 35,5 + 1 = 36,5 g/mol.
- Masa = 4 × 10−3 mol × 36,5 g/mol = 0,146 g. Los mol se cancelan y quedan gramos.
✓Compruébalo
En 1 L habría 0,200 × 36,5 = 7,3 g. Los 20 mL son la cincuentava parte de un litro (1000 ÷ 20 = 50), así que: 7,3 ÷ 50 = 0,146 g ✓.
!La trampa
Poner 20 en vez de 0,020 L en la fórmula: 0,200 × 20 = 4 mol ✗. ¡Serían 146 g de HCl en 20 mL, más de lo que pesa toda la solución!
N y M de 2,50 g de H3PO4 en 135 mL
Enunciado¿Cuál es la normalidad y la molaridad de una solución de H3PO4 que contiene 2,50 gramos del ácido en 135 mL de la solución?
1 · ¿Qué me piden?
Dos resultados: la normalidad (equivalentes por litro) y la molaridad (moles por litro). Uso los mismos gramos y el mismo volumen para las dos; solo cambia si cuento el soluto en equivalentes o en moles.
2 · Los datos y de dónde sale cada uno
| Dato | Valor | ¿De dónde sale? |
|---|---|---|
| Masa de soluto | 2,50 g | Del enunciado: «2,50 gramos del ácido». |
| Volumen de solución | 135 mL | Del enunciado: «135 mL de la solución». |
| Litros de solución | 0,135 L | 135 ÷ 1000. |
| PM del H3PO4 | 98 g/mol | Tabla periódica: 3 × 1 + 31 + 4 × 16 (el mismo cálculo de la diapositiva 25). |
| n | 3 | Es un ácido con 3 H: H3PO4 → 3 H+ + PO43− (tabla de la diapositiva 8). |
| Peso equivalente | 32,67 g/eq | PM ÷ n = 98 ÷ 3. |
3 · Parte A: la normalidad (así la resuelve la diapositiva)
- Peso equivalente: Peq = 98 g/mol3 eq/mol = 32,67 g/eq. Divido entre 3 porque el H3PO4 tiene 3 H+.
- Equivalentes: Eq = 2,50 g32,67 g/eq = 0,077 eq.
- Volumen en litros: 135 mL ÷ 1000 = 0,135 L.
- Normalidad: N = 0,077 eq0,135 L = 0,57 eq/L = 0,57 N.
4 · Parte B: la molaridad
- Moles: 2,50 g98 g/mol = 0,0255 mol.
- Molaridad: M = 0,0255 mol0,135 L = 0,19 M.
✓Compruébalo con N = n × M
3 × 0,189 = 0,567 ≈ 0,57 ✓. Es lo que la diapositiva escribe como «N/M = 3, N = M × 3»: en el H3PO4 la normalidad siempre es el triple de la molaridad.
!Errores de tipeo en la diapositiva 20
- Divide «2.50 g / 32.57 g/eq»: es 32,67. El resultado (0,077 eq) sí está bien, porque se calculó con 32,67.
- Escribe «N = 0.O77 eq/mol / 0,135 L»: es 0,077 (con cero, no con la letra O) y la unidad es eq, no eq/mol.
- En el enunciado dice «H3P04», con un cero en lugar de la letra O.
!La trampa
Olvidar el n: si divides 2,50 entre 98 y sigues, obtienes la molaridad (0,19), no la normalidad. En el H3PO4 la normalidad es tres veces mayor.
Gramos de H3PO4 para 250 mL de solución 4 N
!Error importante en la diapositiva 21
El enunciado dice «PM del H3PO4: 58,5 g/mol». Ese es el PM del NaCl (problema 4). El PM del H3PO4 es 98 g/mol: lo calcula el mismo profesor en las diapositivas 20 y 25. Aquí se resuelve con 98. El procedimiento de la diapositiva es correcto; solo cambia ese número, y con él el resultado.
EnunciadoCalcule cuántos gramos de H3PO4 se necesitan para preparar 250 mL de este ácido a 4 N (PM del H3PO4: 58,5 g/mol corregido: 98 g/mol).
1 · ¿Qué me piden?
Los gramos de soluto que hay que pesar para preparar la solución. Es el problema 6 al revés: me dan la concentración (N) y el volumen, y me piden los gramos.
2 · Los datos y de dónde sale cada uno
| Dato | Valor | ¿De dónde sale? |
|---|---|---|
| Volumen de solución | 250 mL | Del enunciado: «preparar 250 mL». |
| Litros de solución | 0,250 L | 250 ÷ 1000. |
| Normalidad | 4 N | Del enunciado. Dato escondido: 4 equivalentes en cada litro (1000 mL). |
| PM del H3PO4 | 98 g/mol | Tabla periódica (la diapositiva dice 58,5 por error). |
| n | 3 | H3PO4 → 3 H+ + PO43−. |
| Peso equivalente | 32,67 g/eq | PM ÷ n = 98 ÷ 3. |
3 · El plan
Normalidad y volumen → equivalentes → gramos (multiplicando por el Peq).
4 · Paso a paso
- Peso equivalente: Peq = PM ÷ 3 = 98 ÷ 3 = 32,67 g/eq.
- 4 N = 4 eq/L: en cada litro de esta solución hay 4 equivalentes.
¿Cuántos equivalentes hay en 250 mL? La regla de tres de la diapositiva:
Otra forma, con el triángulo de normalidad: eq = N × L = 4 × 0,250 = 1 eq.
- Gramos: g = eq × Peq = 1 eq × 32,67 g/eq = 32,67 g. Un equivalente pesa exactamente un Peq; es lo que dice la diapositiva con «1 eq pesa… g».
✓Compruébalo por la molaridad
M = N ÷ n = 4 ÷ 3 = 1,33 M. Moles = 1,33 × 0,250 = 0,333 mol. Gramos = 0,333 × 98 = 32,7 g ✓.
?¿Y en el examen?
Si te dan el PM como dato, usa el que te den con este mismo procedimiento (con 58,5 sale 19,5 g). Pero el PM real del H3PO4 es 98 g/mol: si te toca calcularlo, usa 98.
Normalidad de 7 g de CuSO4·5H2O por litro
EnunciadoCalcule la normalidad de una solución que contiene 7 gramos de CuSO4·5H2O/L.
i¿Qué es el CuSO4·5H2O?
Es sulfato cúprico pentahidratado: el cristal azul del sulfato de cobre. Cada unidad de CuSO4 viene con 5 moléculas de agua pegadas (agua de hidratación); el punto (·) significa «unido a». Cuando pesas 7 g del cristal, parte de esos gramos es agua. Por eso el agua entra en el PM. En cambio, el agua es neutra, así que no aporta cargas.
1 · ¿Qué me piden?
La normalidad: equivalentes de soluto por litro de solución. Como el soluto es una sal, el n es su número de cargas positivas.
2 · Los datos y de dónde sale cada uno
| Dato | Valor | ¿De dónde sale? |
|---|---|---|
| Masa de soluto | 7 g | Del enunciado: «7 gramos de CuSO4·5H2O». |
| Volumen de solución | 1 L | Del enunciado: el «/L» del final significa «por litro», o sea, en 1 L de solución. |
| PM | 249,5 g/mol | Tabla periódica, sumando las 5 aguas: 159,5 + 90 (ver el kit). |
| n | 2 | Es una sal: CuSO4 → Cu2+ + SO42−, con 2 cargas positivas. |
| Peso equivalente | 124,75 g/eq | PM ÷ n = 249,5 ÷ 2. |
3 · La pregunta de la diapositiva: ¿por qué el cobre es +2?
- El sulfato siempre es SO42−: tiene carga −2 (lo viste en los aniones del Tema 3).
- El compuesto es neutro: las cargas positivas tienen que igualar a las negativas. Hay un solo Cu para un solo SO42−, así que el Cu tiene que ser +2.
- Por eso se llama sulfato cúprico: en el Tema 3, «-ico» era la valencia mayor del cobre (+2). Es el mismo compuesto del problema 1, pero con su agua.
- Para una sal, n = número de cargas positivas = 2. Las 5 H2O no cambian nada, porque son neutras.
4 · Paso a paso
- PM del CuSO4·5H2O = 249,5 g/mol (tabla del kit).
- Peso equivalente: Peq = 249,5 g/mol2 eq/mol = 124,75 g/eq.
- Equivalentes: eq = 7 g124,75 g/eq = 0,056 eq.
- Normalidad: N = 0,056 eq1 L = 0,056 N.
!Errores de tipeo en la diapositiva 22
Escribe «P eq = 124,775 g/eq»: 249,5 ÷ 2 = 124,75. En la línea siguiente usa 124,75, así que el resultado está bien. También escribe «CUSO4.5H20»: es CuSO4·5H2O (Cu con u minúscula, y la letra O, no un cero).
✓Compruébalo
M = 7 ÷ 249,5 = 0,028 M. Como n = 2: N = 2 × 0,028 = 0,056 ✓.
!La trampa
Olvidar el agua del cristal y usar PM = 159,5: da 0,088 N ✗. Si la fórmula trae «·5H2O», el agua entra en el PM, pero no en las cargas.
Problemas mixtos de unidades físicas y químicas
En un mismo problema se piden unidades físicas (%) y químicas (M, m). En la clase hay uno solo, pero junta casi todo el tema.
300 g de ácido fosfórico en 1 L de solución
EnunciadoSe prepara una solución disolviendo 300 g de ácido fosfórico en agua hasta completar un litro de solución, cuya densidad resultante es de 1,15 g/mL. Calcular: % m/m, % m/v, molaridad y molalidad.
1 · ¿Qué me piden?
Cuatro concentraciones de la misma solución. Arriba, las cuatro llevan el soluto; lo que cambia es lo que va abajo:
| Te piden | Arriba | Abajo | ¿Lo tengo? |
|---|---|---|---|
| % m/m | g de soluto (300) | g de solución | No: hay que sacar la masa de la solución con la densidad |
| % m/v | g de soluto (300) | mL de solución (1000) | Sí |
| Molaridad | moles de soluto | L de solución (1) | Faltan los moles: se sacan con el PM |
| Molalidad | moles de soluto | kg de solvente | Faltan los moles y la masa de agua |
2 · Los datos y de dónde sale cada uno
| Dato | Valor | ¿De dónde sale? |
|---|---|---|
| Masa de soluto | 300 g | Del enunciado: «disolviendo 300 g de ácido fosfórico» (H3PO4). |
| Volumen de solución | 1 L = 1000 mL | Del enunciado: «hasta completar un litro de solución». Es el volumen de la solución, no el del agua. |
| Densidad de la solución | 1,15 g/mL | Del enunciado. Dato escondido: cada mL de solución pesa 1,15 g. |
| PM del H3PO4 | 98 g/mol | Tabla periódica (la tabla de la diapositiva 25). |
| Masa de solución | 1150 g | Se calcula en el paso 0: densidad × volumen. |
| Masa de solvente | 850 g = 0,850 kg | Se calcula: masa de solución − masa de soluto. |
Paso 0 · La masa de la solución (diapositiva 24)
¿Para qué sirve la densidad? El % m/m necesita la masa de la solución, pero el problema da su volumen (1 L). La densidad es el puente entre volumen y masa: d = m ÷ V, así que m = d × V.
Los mL se cancelan y quedan gramos. Ahora ya sé cuánto pesa todo y cuánto es agua:
a) % m/m (diapositiva 24)
b) % m/v (diapositiva 25)
¿Por qué salen distintos el % m/m y el % m/v? Porque 1000 mL de esta solución no pesan 1000 g, sino 1150 g: es más densa que el agua.
c) Molaridad (diapositiva 25)
- PM del H3PO4: H 1 × 3 = 3; P 31; O 16 × 4 = 64. Total: 98 g/mol.
- Moles de soluto: 300 g98 g/mol = 3,06 mol.
- Molaridad: M = 3,06 mol1 L = 3,06 M.
d) Molalidad (diapositiva 26)
- Masa de solvente: masa de solución − masa de soluto = 1150 g − 300 g = 850 g = 0,850 kg (÷ 1000).
- Molalidad: m = 3,06 mol0,850 kg = 3,6 molal.
!Aquí se ve el error de la diapositiva 9
La molalidad divide entre los kg de solvente (los 0,850 kg de agua), no entre los de solución (1,150 kg). Si usaras la solución te daría 3,06 ÷ 1,15 = 2,66 ✗.
✓Compruébalo
La molaridad (3,06) y la molalidad (3,6) salen parecidas pero no iguales. La molalidad es un poco mayor porque divide entre 0,850 kg, que es menos de 1.
+Para practicar con los mismos datos (extra)
Normalidad: N = 3 × 3,06 = 9,18 N. Fracción molar: moles de agua = 850 ÷ 18 = 47,2 mol; Xácido = 3,06 ÷ (3,06 + 47,2) = 0,061 y Xagua = 0,939 (entre las dos suman 1 ✓).
Resumen en una tabla
Si solo tienes 5 minutos antes del examen, repasa esto.
| Unidad | Fórmula | Se lee / unidad | Dato escondido |
|---|---|---|---|
| % p/p (m/m) | g sto ÷ g sción × 100 | % | X g en 100 g de solución |
| % p/v (m/v) | g sto ÷ mL sción × 100 | % | X g en 100 mL de solución |
| % v/v | mL sto ÷ mL sción × 100 | % | X mL en 100 mL de solución |
| Molaridad | moles sto ÷ L sción | M · molar · mol/L | X mol en 1 L de solución |
| Normalidad | eq sto ÷ L sción | N · normal · eq/L | X eq en 1 L de solución |
| Molalidad | moles sto ÷ kg svte | m · molal · mol/kg | X mol por 1 kg de solvente |
| Fracción molar | moles sto ÷ (moles sto + moles svte) | X · sin unidad | siempre entre 0 y 1 |
| Moles | g ÷ PM | mol | 1 mol pesa el PM en gramos |
| Equivalentes | g ÷ Peq, con Peq = PM ÷ n | eq | n = H+, OH− o cargas + |
| Densidad | masa ÷ volumen | g/mL | X g por cada mL |
★Las 4 reglas que resuelven casi todo
- solución = soluto + solvente (en masa).
- N = n × M.
- La molaridad y la normalidad van con litros de solución; la molalidad, con kg de solvente.
- De M a mM se multiplica por 1000; de mM a µM, otra vez por 1000.
Practica
Primero las tarjetas: toca cada una para voltearla. Después los ejercicios, con la solución paso a paso. Todos son extra (no están en las diapositivas), pero son del mismo tipo que los de la clase.
Ejercicios resueltos (extra)
1. Se disuelven 15 g de azúcar en 85 g de agua. ¿Cuál es el % p/p?
2. ¿Cuántos gramos de NaCl hay en 500 mL de suero fisiológico al 0,9 % p/v?
3. ¿Cuántos mL de alcohol puro hay en 250 mL de alcohol al 70 % v/v?
4. La lidocaína de los cartuchos dentales viene al 2 % (p/v). ¿Cuántos mg hay en un cartucho de 1,8 mL?
5. ¿Cuál es la molaridad de una solución con 4 g de NaOH en 500 mL?
6. ¿Cuántos gramos de glucosa (C6H12O6) necesitas para preparar 250 mL de solución 0,1 M?
7. ¿Cuál es la normalidad de 3,7 g de Ca(OH)2 en 1 L de solución?
8. Una solución de H2SO4 es 0,5 M. ¿Cuál es su normalidad?
9. ¿Cuál es el peso equivalente del MgCl2?
10. Pasa a milimolar: 0,154 M (suero fisiológico) y 0,005 M.
11. Se disuelven 90 g de glucosa en 500 g de agua. ¿Cuál es la molalidad?
12. En el ejercicio 11, ¿cuál es la fracción molar de la glucosa?
Errores que corregí en esta guía
Las diapositivas traen errores de química, de símbolos y de tipeo. Aquí están todos, para que no te confundas si estudias con las dos cosas. Los más importantes son el 1 y el 2.
- Diapositiva 21 · Problema 7 (el más importante)Dice «PM del H3PO4: 58,5 g/mol». Es 98 g/mol (58,5 es el PM del NaCl). Por eso la respuesta correcta es 32,7 g y no 19,5 g.
- Diapositiva 9 · MolalidadDice «moles de sto / Kg de solución». Es kg de solvente, como se usa en el problema 9 (diapositiva 26).
- Diapositiva 10 · SímbolosDice mm, um, nm, pm, fm. Correcto: mM, µM, nM, pM, fM (con la M mayúscula de molar; con m minúscula son unidades de longitud).
- Diapositiva 17 · Problema 4Usa PM del NaCl = 58 g/mol. Con Na 23 + Cl 35,5 es 58,5 g/mol y el resultado es 0,064 M (la diapositiva da 0,065 M por el redondeo).
- Diapositiva 20 · Problema 6Divide entre 32.57: es 32,67. Escribe 0.O77 eq/mol: es 0,077 eq. En el enunciado, H3P04 es H3PO4.
- Diapositiva 22 · Problema 8Escribe Peq = 124,775: es 124,75 g/eq. Y CUSO4.5H20 es CuSO4·5H2O.
- Diapositiva 8 · TablaEscribe SO4-2-: es SO42−.
- Diapositivas 13 y 15 · RedondeosEscriben 6,66 % y 138,8 mL (cortaron los decimales). Redondeado: 6,67 % y 138,9 mL.
- Diapositiva 4 · AclaraciónDice que las unidades físicas «se miden en peso», pero el % v/v se mide en volumen. Lo correcto: usan gramos o mililitros, nunca moles.
- Tipeo y ortografíaDiapositiva 2: solvene → solvente. Diapositiva 4: unidaddes → unidades. Diapositiva 14: KN03 → KNO3 (letra O, no cero). Los símbolos correctos son g (no «gr») y L (no «Lt»). También llevan tilde: homogéneas, más, líquido, cuál.
